资料简介
化学必修一
HUAXUEBIXIUYI
第三章第三节
硫的转化
一、自然界中的硫
1、自然界中不同价态硫元素间的转化
(1)硫的存在
在自然界里，硫既有游离态，又有化合态。
①游离态的天然硫存在于火山喷口附近或地壳的岩层里，煤中也含有少量硫。
②以化合态存在的硫分布很广
a.主要存在于硫化物和硫酸盐，如黄铁矿、黄铜矿、石膏、芒硝等中。
b.硫的化合物也常存在于火山喷出的气体中和矿泉水里。
c.硫还是某些蛋白质的组成元素，人体内平均含有0.2%的硫。
(2)自然界中不同价态的硫元素间的转化 课本85
火山喷发时，部分硫转化成硫化氢（H2S）气体，部分硫转化成SO2和SO3气体，SO2会进一
步被O2氧化成SO3 ， SO2 、 SO3溶于水分别生成H2SO3 、 H2SO4 。一些微生物会把部分亚
硫酸和硫酸转化为H2S和硫单质。另外，还有部分硫在高温条件下与含有铁、砷、汞等元素
的物质反应形成矿物。暴露于地表的多种含硫矿物，受到空气中O2和水蒸气的作用，生成新
的物质（多为硫酸盐)。
2、硫单质 课本86
(1)实验探究硫单质的性质
实验探究：硫单质的性质
实验操作：
【实验1】取少量硫粉，放在试管中，观察它的颜色、状态；在酒精灯上将其加热至熔化，观察
发生的现象。
【实验2】把研细的硫粉和铁粉按照一定的比例混合均匀，放在石棉网上堆成条状，用灼热的
玻璃棒触及一端，当混合物呈红热状态时，移开玻璃棒，观察发生的现象。
【实验3】取少量硫粉放入燃烧匙中，将燃烧匙放在酒精灯上加热至硫粉呈熔化状态后，迅速伸入
盛满氧气的集气瓶（底部有少量水）中，观察发生的现象。
实验现象及结论：
实验 实验现象 结论
1 硫为黄色或淡黄色固体，受热时硫逐渐
熔化为液体，最后又变为气体
硫为黄色或淡黄色固体，熔点和沸点较低
2 当把混合物加热至红热时，移开玻
璃棒，可看到混合物剧烈反应，继
续保持红热，最后生成黑色固体
铁与硫能够反应，并且放出大量的热：
Fe+S===FeS
3 硫在氧气中燃烧，产生明亮的蓝紫色火
焰 硫能与氧气反应：
S+O===SO2
△
点燃
（2）硫单质的存在形式 课本86
硫单质俗称硫黄，常见的硫单质有单斜硫和斜方硫，两者互为同素异形体。
（3）硫单质的物理性质 课本86
硫单质为黄色或淡黄色晶体；很脆，易研成粉末；不溶于水、微溶于乙醇，易溶于CS2（二硫化碳 ，
无机物，常见溶剂），熔点和沸点较低。
知识延伸
利用硫不溶于水，但易溶于二硫化碳的物理性质，实验室常用二硫化碳洗涤内壁上附着有硫的试管。
（4）硫单质的化学性质
硫是一种化学性质较为活泼的非金属单质，硫单质中硫元素的化合价为0价，在化学反应中，
化合价既可以升高又可以降低，既有弱的氧化性，又有弱的还原性，但以氧化性为主。
①与大多数金属单质发生反应（表现出氧化性)
2Cu+S===Cu2S(黑色）（硫化亚铜）
Fe+S===FeS(黑色）
2Na+ S === Na2S(将钠和硫在研钵中研磨即可发生反应，加热会发生爆炸）
2Al+3S===Al2S3，(制取硫化铝只能用此法)
Hg+S===HgS(常温下反应，利用此反应可以除去撒在地上的汞)
△
△
△
△
知识延伸
a.硫的氧化性较弱，与变价金属化合时，往往生成低价态的金属硫化物，如FeS、 Cu2S
，但是Hg除外；
b硫与大多数金属反应需要满足反应条件，一般是加热，但加热至反应开始后，便不需要
继续加热，反应还能继续进行，说明该反应是放热反应。而硫与汞和银的反应比较特殊，
常温下就能发生。
②与非金属单质发生反应
a.与氧气反应(表现出还原性）
硫在纯氧中燃烧火焰是明亮的蓝紫色，在空气中燃烧火焰是淡蓝色，产物都是SO2。
反应方程式为：S+O2===SO2
b.与H2的反应(表现出氧化性)
S+ H2 === H2S(生成无色、有臭鸡蛋气味的剧毒气体) 硫必须加热成蒸气才能与H2化合。
点燃
△
c.与强氧化性酸，如浓硝酸、浓硫酸发生反应(表现出还原性)
S+6HNO3（浓） === H2SO4+6NO2↑+2H2O（S与稀HNO3不反应）
S+2H2SO4 (浓) === 3SO2↑+ 2H2O
d.与强碱溶液的反应
3S+6NaOH === 2Na2S+Na2SO3+3H2O (可用于除去附在试管内壁的硫）
e.其他反应
S+2KNO3 +3C === K2S+N2↑ +3CO2 ↑(黑火药爆炸的反应) 课本87
（5）硫黄的用途
硫黄具有广泛的用途，主要用于制造硫酸、化肥、火柴及杀虫剂等，还用于制造火药、烟花
爆竹等。课本87
△
△
△
点燃
二、实验室里研究不同价态硫元素间的转化
1、探究含有不同价态硫元素的物质间的相互转化
(1)探究方法：根据氧化还原反应规律，寻找合适的氧化剂和还原剂设计实验，常用的氧化
剂有酸性高锰酸钾溶液、氯水、硝酸、氧气等；常用的还原剂有H2S、KI、金属单质等。
（2）实验方案和实验记录：
实验编号 预期的转化 选择的试剂 实验现象 结论
1 往酸性高锰酸钾溶液中通入
SO2
溶液紫色褪去
酸性高锰酸钾溶液、卤素单
质均可将+4价硫氧化到+6价2 往卤水（氯水、溴水、碘水）
中分别通入SO2后再滴加BaCl2
溶液
溶液褪色滴
BaCl2后生成白色
沉淀
3 往Na₂SO3溶液中滴加足量氯
水后再滴加BaCl2溶液
生成白色沉淀
4 往SO2水溶液中通H2S 生成浅黄色沉淀 SO2+2H2S===3S↓+2H2O
5 往Na₂S与Na₂SO3的混合溶液
中滴加稀硫酸
生成浅黄色沉淀 2Na2S+Na₂SO3+H2SO4===
3Na2SO4+3S↓+3H2O
2、硫元素间的转化网络图 （1）相同价态的硫的化合物，通过酸碱反应规律加以联系
(如图3-3-3中纵行)。如：
H2S ⇌ H2S(溶液) ⇌ NaHS ⇌ Na2S
SO2 ⇌ H2SO3 ⇌ NaHSO3 ⇌ Na2SO3
（2)不同价态的硫及其化合物，通过氧化还原反应规律加以
联系（如图3-3-3中横列）。如：
H2S ⇌ S ⇌ SO2 ⇌ SO3 →H2SO4
由图可知： H2S只有还原性，S、 SO2既有氧化性又有还原性，
H2SO4中的S只有氧化性。
(3）把以上两条规律建立的联素结合起来，就形成了硫及其
化合物的完整的知识网络。
3、SO2的性质
（1 )物理性质
通常情况下，二氧化硫为无色、有刺激性气味的有毒气体，密度比空气大，易液化，易溶于水，
1体积水大约能溶解40体积SO2。
（2）化学性质
①二氧化硫是H2SO3的酸酐，是酸性氧化物，具有酸性氧化物的通性。
a.与水反应： SO2 +H2O=== H2SO3 （亚硫酸易分解）。
b.与碱性氧化物反应： SO2 +CaO === CaSO3 (利用此反应可在煤中加入CaO起固硫作用)。
c.与碱反应：
SO2 + 2NaOH===Na₂SO3 +H₂O(碱足量)
SO2 +NaOH==NaHSO3(碱不足)
若将SO2通入澄清石灰水中，石灰水变浑浊，继续通入SO2 ，又变澄清。反应的方程式为：
SO2+Ca(OH) 2===CaSO3 ↓ +H2O
CaSO3 + SO2 +H2O ===Ca(HSO3)2
d.H2SO3的酸性—强酸制弱酸：
SO2 +NaHCO3 ===NaHSO3 +CO2 (酸性： H2SO3 >H2CO3 ）
SO2 +2NaHCO3 === Na2SO3 +2CO2 +H2O (SO2量不足时)
②氧化性
SO2的氧化性较弱，只有遇到较强的还原剂如H2S时，才会表现出氧化性。
SO2 +2H2S ===3S↓ +2H2O (在气体或溶液中均可进行)
③还原性
能被O2、Cl2、Br2、I2、Fe3+、KMnO4(H+ ）、HNO3等强氧化剂氧化生成SO3或SO4
-
2SO2 +O2 2SO3
SO2 +X2 +2H2O===H2SO4 +2HX（X=Cl、Br、I）
5SO2 +2KMnO4 +2H2O ===K2SO4 +2MnSO4 +2H2SO4（使酸性KMnO4溶液褪色）
催化剂
△
④漂白性
将SO2通入品红溶液后，品红溶液很快褪色，当加热时无色溶液又变为红色。能用于漂
白纸浆、丝、毛、草制品等。
注意说明
SO2能使氯水、酸性KMnO4溶液等褪色，这是因为SO2具有还原性。
4、浓硫酸的性质
（1 )物理性质
纯硫酸是无色，粘稠、油状液体，沸点高，难挥发。常用的浓硫酸中硫酸的质量分数是
98%，密度为1.84g·cm-3。
注意说明
稀释浓硫酸时一定要把浓硫酸沿器壁慢慢注入水里，并用玻璃棒不断搅拌，使产生的
热量迅速散开，不可把水倒入浓硫酸中。
（2）化学性质
稀硫酸具有酸的通性，浓硫酸具有以下特性：
①吸水性
浓硫酸具有吸水性，常用作气体干燥剂，可干燥H2、O2、CO2、CO、Cl2、SO2等。
②脱水性
脱水性是浓硫酸的化学特性，物质被浓硫酸脱水的过程是化学变化过程，反应时浓硫酸按
水分子的组成将有机物中的氢、氧元素按原子个数比2：1的比例脱去，形成H2O，如；
C12H22O11（蔗糖）===12C+11 H2O
注意说明
浓硫酸不能用来干燥NH3 (生成铵盐）及H2S、HI、HBr(能被浓硫酸氧化)。
浓硫酸
易错点津
吸水性与脱水性的本质区别是看与浓硫酸接触的物质中原来是否存在“H2O”。若原来有
“H2O”，而被浓硫酸“占为己有”，则为吸水性；若原来无“H2O”，而是通过反应生
成了水，则为脱水性。
③强氧化性
硫酸中的硫呈+6价，处于硫元素的最高价，故浓硫酸具有强氧化性，加热时氧化性更强。它的
氧化作用是由H2SO4分子中+6价的硫元素产生的，其还原产物为SO2，而不是H2。
a.跟金属单质反应：加热时，大多数金属(Au和Pt除外)可被浓硫酸氧化。
Cu+ 2H2SO4（浓)===CuSO4+SO2↑ +2H2O
2Fe+ 6H2SO4(浓) ===Fe2(SO4)3 +3SO2↑ +6H2O
△
△
注意说明
与浓硫酸反应时，金属一般被氧化到较高价态并形成硫酸盐，此时硫酸既起氧化剂作用又起酸(形成盐)
的作用。一旦浓硫酸变稀，Cu将不再反应，而Fe、Al等能继续发生反应生成H2。
b.跟非金属单质反应：加热时浓硫酸可氧化除Cl2 、Br2、N2、O2、H2等的其他非金属单质。
非金属一般被氧化成最高价氧化物或含氧酸。
C+2H2SO4（浓)===2H2O+CO2 ↑ +2SO2 ↑
2P+5H2SO4 (浓) ===2H3PO4+5SO2 ↑ +2H2O
另外，浓硫酸还能氧化H2S、HBr、HI等还原性较强的气体，因此实验室中不能用浓硫酸来干
燥H2S 、HI、HBr等。
④钝化
常温时，Al、Fe在浓硫酸中易发生钝化，其实质是浓硫酸使Al、Fe氧化，表面生成一层致密的
氧化物保护膜，阻止了内部金属继续与浓硫酸发生反应。因此可用铝制或铁制容器储存、运输
冷的浓硫酸。
△
△
（3）硫酸的工业制法
工业制备硫酸的主要内容可简记为5个“三”，即三原理、三方程、三步骤、三设备、三净化。
①反应原理
燃烧硫或黄铁矿（FeS2)制得SO2， SO2在一定条件下被氧化为SO3， SO3被水吸收即得硫酸。
②主要反应
S+O2===SO2（或4FeS2 +11O2===2Fe2O3 + 8SO2 ）
2SO2 +O2 2SO3 SO3 +H2O ===H2SO4
③主要步骤
SO2的制取、净化和干燥→ SO2的催化氧化→ SO3的吸收和硫酸的生成。
点燃 高温
催化剂
△
④生产过程
⑤主要设备：沸腾炉、接触室、吸收塔。
注意说明
用水吸收SO3制硫酸时，会形成大量酸雾而减慢吸收速率，因此，工业上常采用
98.3%的浓硫酸来吸收SO3以制得“发烟”硫酸，然后再用水进行稀释。
三、酸雨及其防治
由于空气中的二氧化碳会溶解在水中，使正常雨水的pH为5.6。pH小于5.6的雨水称为酸雨。
含硫酸的酸雨称为硫酸型酸雨，含硝酸的酸雨称为硝酸型酸雨。
1、空气中二氧化硫的主要来源
空气中SO2的来源主要有三个方面：①煤的燃烧（煤中含硫的质量分数一般为0.3%）；②石
油的燃烧；③含硫矿物的冶炼。
2、硫酸型酸雨的形成
硫的氧化物和氮的氧化物随雨水降下就成为酸雨。酸雨的酸性主要由硫酸和硝酸所致。我国
的酸雨主要是硫酸型酸雨，其成因较复杂，一般认为有两种可能：
（1 ) SO2溶于水生成的 H2SO3被空气中的O2缓慢氧化成H2SO4
SO2 +H2O=== H2SO3
2H2SO3 + O2===2H2SO4
( 2 )空气中的SO2在灰尘或NOx的催化作用下，被氧化成SO3，SO3溶于水生成H2SO4
2SO2 + O2 2SO3
SO3 + H2O ===2H2SO4
3、酸雨的危害
酸雨危害很大，能直接破坏森林、草原和农作物；使土壤酸性增强；使湖泊酸化；会加速建
筑物、桥梁、工业设备等的腐蚀；渗入地下，可使地下水中的重金属元素含量增加，从而危
害人体健康
粉尘等催化
4、酸雨的防治
根据SO2的来源，为了减少SO2的排放，一是要控制燃煤锅炉的使用；二是对煤进行洗选
加工或脱硫处理；三是对燃煤治炼厂废气进行除尘、排烟脱硫处理，回收SO2
另外，改变能源结构，开发利用氢能、风能、太阳能等清洁信源，可从根本上解决问题。
四、常见硫酸盐简介
1、石膏 课本91
石膏是一种结晶水合物，化学式为CaSO4·2H2O 。
(1)将石膏加热，会转化为熟石膏，发生反应的化学方程式为：
2CaSO4·2H2O =====2CaSO4 ·H2O+2H2O；熟石膏与水混合成糊状物后会很快凝固，
重新变成石膏，利用这一性质可制作各种模型、石膏绷带等。
（2）石膏能够使蛋白质发生聚沉，可用作豆腐制作过程中的凝固剂。
150~170 ℃
2、硫酸钡
（1 )性质：非常稳定，不溶于水，也不溶于酸，不容易被X射线透过。
因硫酸钡不溶于水，也不溶于酸，所以实验室常利用它的这一性质检验SO4
-的存在。
（2）应用：利用硫酸钡的性质，医疗上常用硫酸钡作X射线透视肠胃的内服药剂，俗称“钡餐”。
注意说明
碳酸钡不能用作“钡餐”，因为碳酸钡能够与胃液中的盐酸反应而生成有毒的可溶性钡盐。
拓展点1、SO2与CO2性质的比较及鉴别
SO2 CO2
物理
性质
气味 有刺激性气味 无味
毒性 有毒 无毒
溶解性 易溶 能溶
化学
性质
与水的反应 SO2 +H2O ⇌ H2SO3
与碱的反应 SO2气体通入澄清的石灰水中，先生成沉
淀，当气体过量时沉淀又溶解
Ca(OH)2+SO2===CaSO3 ↓+H2O
CaSO3+SO2+H2O ===Ca(HSO3)2
CO2气体通入澄清的石灰水中，先生
成沉淀，当气体过量时沉淀又溶解
Ca(OH)2+CO2===CaCO3 ↓+H2O
CaSO3+CO2+H2O ===Ca(HCO3)2
氧化性 SO2+2H2S===3S↓+2H2O CO2+C ===2CO
还原性 二氧化硫能被酸性高锰酸钾溶液、氯水、
溴水、碘水等氧化剂氧化
无
漂白性 有，不稳定 无
对环境的影响 形成酸雨 引起温室效应
高温
(2)SO2与CO2的鉴别及除杂
①鉴别SO2与CO2的常用试剂是品红溶液、酸性KMnO4溶液或溴水，能使这三种溶液褪色的是
SO2，无明显现象的是CO2 。
②实验室中鉴别CO2气体的常用试剂是澄清石灰水，看能否使其变浑浊，通入过量CO2时溶液会
变澄清。
③当SO2气体中混有CO2时，不会影响CO2的鉴别；但SO2会干扰CO2的鉴别，应先除去SO2再用
澄清石灰水鉴别CO2气体。
④检验SO2中是否存在CO2时，要先除去SO2，除去CO2中的SO2的常用方法是使混合气体先通过
足量溴水或酸性KMnO4溶液(吸收SO2 ），再通过品红溶液（检验SO2是否被除尽）；不可用饱和
NaHCO,溶液吸收SO2 ，因为吸收过程会产生CO2 。
2、溶液中SO4
2-的检验
（1）原理：利用Ba2+ + SO4
2- ===BaSO4 ↓ (白色）， BaSO4具有不溶于盐酸、硝酸的特性。
（2 )试剂：可溶性钡盐，如BaCl2或Ba(NO3）2溶液；盐酸或稀硝酸。
( 3）检验的误区
①只加可溶性钡盐，不酸化。误将CO3
2-、PO4
3- 、SO3
2-号等干扰离子判断成SO4
2- ，此时上述
离子同样会产生BaCO3、Ba3(PO4)2、BaSO3等白色沉淀。
②误将Ag+判断成SO4
2- 。如往待测液中滴加BaCl2溶液，再加盐酸，白色沉淀不溶解便断定含
SO4
2- ，其错误是未注意到若溶液中不含SO4
2-而含Ag+也会有同样现象：
Ag+ +Cl-===AgCl ↓(白色）
③误将SO3
2-判断成SO4
2- 。如往待测液中滴加用盐酸酸化的Ba(NO3）2溶液生成白色沉淀，便
误以为有SO4
2-，该错误是未想到NO3
-具有强氧化性，在酸性环境中会发生反应：
Ba2+ + SO3
2- ===BaSO3 ↓ (白色）
3BaSO3 + 2H+ +2NO- === 3BaSO4 ↓ (白色)+2NO ↑ +H2O
再如，向待测液中滴加用硝酸酸化的BaCl2溶液产生白色沉淀便误认为一定含SO4
2- ，其实还是
忽略了SO3
2-被氧化为SO4
2-及Ag+的干扰。
（4)检验的关键：既要注意试剂的选择，又要注意操作顺序的优化，方能排除干扰离子的误导。
（5）检验的方法
3、常见漂白剂的漂白原理比较
漂白类型 化合型 氧化型 吸附型
漂白原理 与有机色素化合 利用物质的强氧化性 吸附色素
漂白特征 不稳定 稳定 稳定
常见漂白剂 SO2 HClO，H2O2，O3，Na2O2等 活性炭、胶体等
(1) SO2属于化合型， SO2能与有色有机物化合生成无色物质，但受热或光照时，该无色
物质又会分解出原来的物质， SO2的漂白具有不稳定性。
(2) HClO属于氧化型，它能破坏有色物质的结构，漂白后不能恢复。
(3)活性炭属于吸附型，它只是将某些物质吸附，不发生化学反应。
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